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Dégradation de molécules complexes en molécules simples, libérant de l'énergie.

Ensemble des réactions biochimiques d'une cellule regroupant l'anabolisme et le catabolisme, formant un réseau de voies de transformation des métabolites.

Synthèse de molécules complexes à partir de molécules simples, utilisant l'énergie libérée par le catabolisme.

$\Delta U = q + w$, où $\Delta U$ est la variation d'énergie interne du système, $q$ la chaleur échangée, et $w$ le travail effectué sur ou par le système.

La relation est $\Delta G^{\circ\prime} = -RT \ln K'_{eq}$. Si $K'_{eq} > 1$, $\Delta G^{\circ\prime} < 0$ : réaction favorable (exergonique). Si $K'_{eq} < 1$, $\Delta G^{\circ\prime} > 0$ : réaction défavorable (endergonique).

L'énergie cinétique est liée au mouvement d'une molécule qui effectue un travail, tandis que l'énergie potentielle est l'énergie intrinsèque d'une molécule qui n'effectue pas de travail, résultant de sa structure et de ses liaisons.

L'enthalpie ($\Delta H$) est la chaleur échangée à pression constante. Une réaction exothermique ($\Delta H<0$) produit de la chaleur ; une réaction endothermique ($\Delta H>0$) en absorbe.

$\Delta G' = \Delta G^{\circ\prime} + RT \ln \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$. Elle dépend de la nature des réactifs ($\Delta G^{\circ\prime}$) et des concentrations des réactifs et produits dans le système.

L'enthalpie/réaction globale d'une réaction en plusieurs étapes égale la somme des enthalpies des réactions intermédiaires ; $\Delta H^{\circ}_{réaction} = \sum n\Delta H^{\circ}_{f(produits)} - \sum n\Delta H^{\circ}_{f(substrats)}$ — idem pour $\Delta S^{\circ}$ et $\Delta G^{\circ}$.

Une réaction thermodynamiquement défavorable ($\Delta G > 0$) est couplée à une réaction thermodynamiquement favorable ($\Delta G < 0$) via un intermédiaire commun ; les $\Delta G$ étant additifs, le $\Delta G$ total devient négatif et la réaction globale est favorable.

Fonction d'état mesurant le désordre d'un système. Le second principe stipule que l'entropie de l'univers tend à augmenter, ce qui pousse les systèmes vers l'équilibre.

C'est l'énergie nécessaire pour que l'état de transition se forme. Les enzymes augmentent la vitesse de réaction en abaissant cette barrière d'activation sans modifier le $\Delta G$ de la réaction.

$\Delta G = \Delta H - T\Delta S$. Elle mesure la partie de l'énergie d'un système disponible pour produire un travail utile à température et pression constantes.

En biochimie : $\text{pH} = 7$ ($[H^+] = 10^{-7}$ M), $T = 25\degree$C, $P = 1$ atm, $[H_2O]$ constante. En chimie : $[H^+] = 1$ M ($\text{pH} = 0$), incompatible avec la biologie.

$\Delta G < 0$ : réaction exergonique, spontanée. $\Delta G = 0$ : équilibre, plus de travail possible. $\Delta G > 0$ : réaction endergonique, nécessite un apport d'énergie.

$K'_{eq} = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$ (loi d'action de masse). Reliée à $\Delta G^{\circ\prime}$ par : $\Delta G^{\circ\prime} = -RT \ln K'_{eq}$.